Termoquímica

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QUÍMICA 2º ANO ENSINO MÉDIO 
Prof. Maiara Andrêssa 
 
TERMOQUÍMICA 
 “ É o ramo da Química que estuda as trocas de calor associadas às reações químicas ou às 
mudanças de estado físico. A termoquímica é uma parte da Química que faz o estudo das 
quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. ” 
 
A termoquímica assim, está relacionada com a troca de calor, seja a absorção, seja a liberação. 
Essa troca de calor influencia também os estados físicos da matéria, por exemplo, quando a 
substância passa do estado físico sólido para líquido e em seguida para gasoso, ocorre 
absorção de calor. Quando a substância passa do estado gasoso para líquido e em seguida 
para sólido, ocorre liberação de calor. (Isso pode cair em questões de verdadeiro ou falso ou 
de alternativas) 
Essa energia que vem das reações químicas é decorrente do rearranjo das ligações químicas 
dos reagentes, transformando-se em produtos. Essa energia armazenada é a ENTALPIA 
(H). É a energia que vem de dentro da molécula. Porém, o que se calcula nas reações 
químicas não é o valor de Entalpia, mas sim o valor da variação da Entalpia, e essa é 
calculada através da diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes. 
 
 
Além do cálculo da variação da Entalpia, a termoquímica se ocupa de outros conceitos 
importantes como o tipo de reações. As reações químicas podem ser de dois tipos: Endotérmicas 
e Exotérmicas. 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA: absorve calor (+) 
REAÇÃO EXOTÉRMICA: libera calor (-) 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA 
É uma reação química cuja energia total (entalpia) dos seus produtos é maior que a de seus 
reagentes. Isso significa que ela absorve energia, na forma de calor. 
Exemplo: 
Se o valor for positivo (+) a reação é endotérmica, ou seja, ela absorveu energia para 
acontecer. 
 
 
REAÇÃO EXOTÉRMICA 
É uma reação química cuja energia total (entalpia) dos seus produtos é menor que a de seus 
reagentes. Isso significa que ela libera energia, na forma de calor. 
Exemplo: 
 
Se o valor for negativo (-), a reação é exotérmica, ou seja, ela perdeu energia para acontecer. 
 
Além dos tipos de reações, a termoquímica também estuda os tipos de entalpia existentes, 
que são: Entalpia de formação; Entalpia de combustão; Entalpia de ligação; Entalpia de 
neutralização e Entalpia de dissolução. 
ENTALPIA DE FORMAÇÃO 
É o calor liberado ou absorvido numa reação que forma 1 mol de uma substância 
simples no seu estado padrão. 
 
Observação: Estado padrão: é a forma mais estável de uma substância a 25°C e a 1atm de 
pressão. São as substâncias simples. Exemplos de substância simples: C(grafite), O2(g), 
N2(g), H2(g), Na(s), S(s). 
 
EXEMPLO: PUC-MG) Sendo o ΔH de formação do óxido de cobre II igual a –37,6 
kcal/mol e o ΔH de formação do óxido de cobre I igual a –40,4 kcal/mol, o ΔH da 
reação: 
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s) será: 
 
a) –34,8 kcal. 
b) –115,6 kcal 
c) –5,6 kcal. 
d) +115,6 kcal. 
e) +34,8 kcal 
 
 
 
 
ENTALPIA DE COMBUSTÃO 
É sempre uma reação exotérmica. É o calor liberado na reação de combustão de 1 
mol de uma substância em presença de gás oxigênio O2(g). Combustão completa: 
mais quantidade de oxigênio. Forma gás carbônico e água. 
 
Exemplo de combustão completa: 
 
Exemplo de combustão incompleta: menos quantidade de oxigênio. Produz menos 
quantidade de energia. Forma mais resíduos como monóxido de carbono (CO) e água 
(H2O). 
 
 
Exemplo: Qual é a variação de entalpia da combustão do Benzeno (C6H6)? 
Dados: C6H6 (l) = + 80 KJ/mol 
 CO2 (g) = - 400 KJ/mol 
 H2O (l) = - 240 KJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ENTALPIA DE LIGAÇÃO 
A entalpia de ligação é a variação de entalpia verificada na quebra de 1mol de uma 
determinada ligação química, considerando que todas as substâncias estejam no 
estado gasoso, a 25° C e 1atm. 
Reagentes = sempre são quebradas as ligações = ENDOTÉRMICA (+) 
Produtos = sempre são formadas as ligações = EXOTÉRMICA (-) 
A ΔH do processo é a soma desses calores. 
 
Exemplo: Qual é a variação de entalpia da formação da seguinte equação: 
H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl 
Dados: H – H = 436 
 Cl – Cl = 242 
 H – Cl = 431 
 
 
 
 
 
ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
É a entalpia de uma reação de neutralização (entre um ácido e uma base formando 
sal e água). A reação é exotérmica. É a variação de entalpia verificada na 
neutralização de 1mol de H+ do ácido por 1mol de OH- da base, sendo todas as 
substâncias em diluição total ou infinita, a 25°C e 1atm. 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO 
É a variação de entalpia envolvida na dissolução de 1mol de determinada 
substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja 
diluída. 
Quando um sólido é colocado em um copo com água, acontece uma dissolução. Nesta 
ordem, acontece: 
 
OU SEJA, 1ª ETAPA: OS ATÓMOS SE SEPARAM, 2ª ETAPA: HIDRATAÇÃO 
(ADICIONA ÁGUA). 
 
 
LEI DE HESS 
A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de 
uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. 
 
Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alterações 
matemáticas, seguindo as seguintes regras: 
1°) as equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se as 
equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo, 
troca-se o sinal da ΔH; 
2°) acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for 
multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número. 
3°) realizar o somatório para montar a reação global; 
4°) somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação 
global. 
Exemplo: 
Calcule a variação de entalpia da seguinte reação pela Lei de Hess: 
 
 
Dados: 
https://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p2.php
 
 
 
Resolução: 
Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação global. 
Na primeira equação, o que há em comum é o C(grafite). Então ele deve ser escrito da mesma 
forma (como reagente e 1mol). 
A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g). Nos dados, esta espécie 
química não está exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação 
por 2, inclusive a ΔH2. 
A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g). Deve-se inverter a 
posição desta equação e, portanto, trocar o sinal da ΔH3. 
Veja como deve ser feito: 
 
 
EXERCÍCIOS 
1) (UDESC) Dadas as seguintes equações: 
 
(A) 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ΔH = -565,6 kj 
(B) 2CH3OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(l) ΔH = -1462,6 kj 
(C) 3O2(g) → 2O3(g) ΔH = +426,9 kj 
(D) Fe2O3(g) + 3C(s) → 2Fe(s) + 3CO(g) ΔH = +490,8 kj 
 
Considere as seguintes proposições em relação às equações: 
I. As reações (A) e (B) são endotérmicas. 
II. As reações (A) e (B) são exotérmicas. 
III. As reações (C) e (D) são exotérmicas. 
IV. As reações (C) e (D) são endotérmicas. 
V. A reação com maior liberação de energia é a (B). 
VI. A reação com maior liberação de energia é a (D). 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas II, III e V são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas I, III e VI são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas I, IV e VI são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas II, V e VI são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas II, IV e V são verdadeiras. 
 
2) (ENEM PPL) Uma opção não usual, para o cozimento do feijão, é o uso de uma 
garrafa térmica. Em uma panela, coloca-se uma parte de feijão e três partes de água 
e deixa-se ferver o conjunto por cerca de 5 minutos, logo após transfere-se todo o 
material para uma garrafa térmica. Aproximadamente 8 horas depois, o feijão 
estará cozido. 
O cozimento do feijãoocorre dentro da garrafa térmica, pois 
 
a) a água reage com o feijão, e essa reação é exotérmica. 
b) o feijão continua absorvendo calor da água que o envolve, por ser um processo 
endotérmico. 
c) o sistema considerado é praticamente isolado, não permitindo que o feijão ganhe ou 
perca energia. 
d) a garrafa térmica fornece energia suficiente para o cozimento do feijão, uma vez 
iniciada a reação. 
e) a energia envolvida na reação aquece a água, que mantém constante a temperatura, por 
ser um processo exotérmico. 
 
3) Indique quais são os processos exotérmicos, quais tem ∆H positivo. 
 
a) Condensação do vapor de álcool (passagem do estado de vapor ao estado líquido): 
b) Vaporização do mercúrio (converter um líquido em vapor): 
c) Sublimação do iodo (estado sólido para o estado gasoso, sem passar pelo estado 
líquido): 
d) Formação do gelo a partir da água líquida (estado líquido ao estado sólido): 
 
4- (UFSM-RS) Considere o seguinte gráfico: 
 
 
De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as 
lacunas da frase a seguir: 
“A variação da entalpia,>ΔH, é ........; a reação é .......... porque se processa ............... 
calor.” 
a) positiva, exotérmica, liberando 
b) positiva, endotérmica, absorvendo 
c) negativa, endotérmica, absorvendo 
d) negativa, exotérmica, liberando 
e) negativa, exotérmica, absorvendo 
5 - (Fuvest-SP) Quando 0,500 mol de etanol líquido sofre combustão total sob 
pressão constante, produzindo CO2 e H2O gasosos, a energia liberada é de 148 
kcal. Na combustão de 3,00 mol de etanol, nas mesmas condições, a entalpia dos 
produtos, em relação à dos reagentes, é: 
a) 74 kcal menor. 
b) 444 kcal maior. 
c) 444 kcal menor. 
d) 888 kcal maior. 
e) 888 kcal menor. 
6 - Analise as reações termoquímicas a seguir com os seus respectivos valores de 
variação de entalpia e classifique-as como endotérmicas ou exotérmicas: 
 
a) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) >ΔH = -282,6 kJ 
b) S(rômbico) + O2(g) → SO2(g) >ΔH = -296,6 kJ 
c) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) >ΔH = -241,6 kJ 
d) N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) >ΔH = +179,7 kJ 
e) Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + ½ H2(g) >ΔH = -140 kJ 
 
7 – Com base nos dados da tabela: 
Ligação Energia média da ligação (KJ/mol) 
O - H 460 
H – H 436 
O = O 490 
Pode –se estimar que o ΔH da reação representada por: 
2H2O 2 H2 (g) + O2 (g), dada em KJ/mol de H2O é igual a: 
 
 
 
 
8 – A dissolução de um sal em água pode ocorrer com liberação de calor, absorção 
de calor ou sem efeito térmico. Conhecidos os calores envolvidos nas 
transformações, mostradas no diagrama que segue, é possível calcular calor da 
dissolução de cloreto de sódio sólido em água, produzindo Na+(aq) e Cl –(aq). 
 
Com os dados fornecidos, pode-se afirmar que a dissolução de 1mol desse sal: 
a) é acentuadamente exotérmica, envolvendo cerca de 103kJ. 
b) é acentuadamente endotérmica, envolvendo cerca de 103kJ. 
c) ocorre sem troca de calor. 
d) é pouco exotérmica, envolvendo menos de 10kJ. 
e) é pouco endotérmica, envolvendo menos de 10kJ.